高中化學(xué)方程式的具體介紹(2)
高中化學(xué)方程式的具體介紹
高中化學(xué)的氧化還原的基本規(guī)律
(1)守恒律：對(duì)于一個(gè)完整的氧化還原反應(yīng)，化合價(jià)升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等。
(2)價(jià)態(tài)律：元素處于最高價(jià)，只有氧化性;元素處于最低價(jià)，只有還原性;元素處于中間價(jià)態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì)。即：“高價(jià)氧化低價(jià)還，中間價(jià)態(tài)兩頭轉(zhuǎn)”
(3)強(qiáng)弱律：強(qiáng)制弱：強(qiáng)氧化劑 強(qiáng)還原劑=弱還原劑 弱氧化劑。主要應(yīng)用：
?、俦容^物質(zhì)間氧化性或還原性的強(qiáng)弱;
?、谠谶m宜條件下，用氧化性強(qiáng)的物質(zhì)制備氧化性弱的物質(zhì)或用還原性強(qiáng)的物質(zhì)制備還原性弱的物質(zhì)。
(4)轉(zhuǎn)化律：氧化還原反應(yīng)中，以元素相鄰價(jià)態(tài)間的轉(zhuǎn)化最容易;同種元素不同價(jià)態(tài)之間的氧化反應(yīng)，化合價(jià)的變化遵循“只靠攏，不交叉”(即價(jià)態(tài)歸中 ) ;同種元素相鄰價(jià)態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。
歧化律-?D處于中間價(jià)態(tài)的元素同時(shí)升降
歸中律-?D同種元素不同價(jià)態(tài)反應(yīng)時(shí)，化合價(jià)向中間靠攏，且一般符合鄰位轉(zhuǎn)化和互不換位規(guī)律，同種元素相鄰價(jià)態(tài)不發(fā)生氧化還原反應(yīng)
(5)優(yōu)先律：一種氧化劑同時(shí)和幾種還原劑相遇時(shí)，還原性最強(qiáng)的優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)。一種還原劑與多種氧化劑相遇時(shí)，氧化性最強(qiáng)的優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)。即“先強(qiáng)后弱”原則。
(6)難易律：越易失電子的物質(zhì)，失后就越難得電子;越易得電子的物質(zhì)，得后就越難失電子。
(二)氧化性、還原性強(qiáng)弱的比較：
氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得、失電子的能力，與得失電子的多少無關(guān)。一般從元素的價(jià)態(tài)考慮時(shí)：元素處于最高價(jià)態(tài)，則只有氧化性;處于最低價(jià)態(tài)，則只有還原性;而處于中間價(jià)態(tài)時(shí)，既有氧化性，又有還原性。
常用的判斷方法有：
(1)根據(jù)金屬活動(dòng)順序表：單質(zhì)失電子能力逐漸增強(qiáng)，還原性逐漸增強(qiáng)，其簡單陽離子得電子能力逐漸減弱，氧化性逐漸減弱。
(2)根據(jù)非金屬活動(dòng)順序判斷：一般情況下，F(xiàn)2、Cl2、Br2、I2、S單質(zhì)的氧化性逐漸減弱，F(xiàn)-、Cl-、Br-、I-、S2-，其簡單陰離子的還原性逐漸增強(qiáng)。
(3)從元素化合價(jià)的高低來判斷：一般地說，同一種變價(jià)元素的幾種物質(zhì)，它們的氧化能力是由高價(jià)態(tài)到低價(jià)態(tài)逐漸減弱，還原能力則依次逐漸增強(qiáng)。特殊性：氧化、還原能力還與物質(zhì)的穩(wěn)定性、溫度、濃度、酸堿性等有關(guān)。
如：氧化性HClO > HClO4; H2SO3 > H2SO4(稀)
KMnO4氧化性：酸性 > 中性 > 堿性
(4)根據(jù)化學(xué)方程式：自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)中：
強(qiáng)氧化劑 強(qiáng)還原劑=弱還原劑 弱氧化劑
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物;還原性： 還原劑>還原產(chǎn)物
另外大多數(shù)情況下，在氧化還原反應(yīng)中：氧化性：氧化劑 > 還原劑;還原性：還原劑 > 氧化劑
(5)根據(jù)元素周期表判斷：同主族元素：金屬單質(zhì)的還原性隨金屬性的增強(qiáng)而增強(qiáng)，其簡單離子的氧化性相應(yīng)減弱;非金屬單質(zhì)的氧化性隨非金屬性的增強(qiáng)而增強(qiáng)，其簡單陰離子的還原性相應(yīng)減弱
(6)根據(jù)反應(yīng)進(jìn)行的難易判斷：不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，越容易進(jìn)行的反應(yīng)其中氧化劑的氧化性越強(qiáng);不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，越容易進(jìn)行的反應(yīng)其中還原劑的還原性越強(qiáng)。
(7)根據(jù)電極反應(yīng)判斷：a、兩種不同的金屬構(gòu)成原電池時(shí)，做負(fù)極的金屬的還原性比做正極的金屬的還原性強(qiáng)。b、用惰性電極電解混合溶液時(shí)，在陰極先放電的金屬離子的氧化性強(qiáng);在陽極先放電的陰離子的還原性強(qiáng)。
說明：
1、氧化性和還原性是指得失電子的能力，因此，氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得、失電子的能力大小，與得失電子的多少無關(guān)。
2、物質(zhì)的氧化性、還原性的相對(duì)強(qiáng)弱還與物質(zhì)的濃度、酸堿性、溫度等因素有關(guān)。如：濃硫酸具有強(qiáng)氧化性，而稀硫酸不具有強(qiáng)氧化性;濃鹽酸具有強(qiáng)還原性，而稀鹽酸不具有強(qiáng)還原性;酸性KMnO4溶液的氧化性比中性或弱堿性溶液中的氧化性都強(qiáng)等。
3、氧化性、還原性的相對(duì)強(qiáng)弱還可以根據(jù)反應(yīng)條件判斷：反應(yīng)條件越簡單，反應(yīng)越劇烈，對(duì)應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強(qiáng)。如是否加熱、有無催化劑及反應(yīng)的溫度高低、反應(yīng)的濃度大小等。
4、同一氧化劑與不同還原劑反應(yīng)時(shí)，誰放出的能量大，誰的氧化性就強(qiáng);同理，同一還原劑與不同的氧化劑反應(yīng)時(shí)，誰放出的能量大，誰的還原性就強(qiáng)。
5、在利用電化學(xué)原理判斷金屬的還原性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，一般做負(fù)極的金屬的活潑性較強(qiáng)，但在某些特定的原電池反應(yīng)中，也可能出現(xiàn)反例。如：鎂、鋁和氫氧化鈉組成原電池時(shí)，作為負(fù)極的金屬就是鋁，它的還原性比鎂弱，但鋁可與氫氧化鈉發(fā)生自發(fā)的氧化還原反應(yīng)。
(三)氧化還原反應(yīng)方程式的配平：
用化合價(jià)升降法(電子得失法)配平各種類型的氧化還原反應(yīng)的方程式。主要以選擇、填空、推斷等形式出現(xiàn)。
氧化還原反應(yīng)方程式的配平依據(jù)：質(zhì)量守恒定律和反應(yīng)中元素的化合價(jià)升降總數(shù)相等
氧化還原反應(yīng)的配平步驟：①標(biāo);②等;③定;④配;⑤查
說明：
1、①標(biāo)是標(biāo)出化合價(jià)發(fā)生變化的元素的化合價(jià);②等是化合價(jià)升高與降低的總數(shù)相等;③定是指確定氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物前面的系數(shù)，這類系數(shù)稱為氧化還原系數(shù);④配是指用觀察法配平方程式其他物質(zhì)前面的系數(shù);⑤查，要求從質(zhì)量守恒、電荷守恒和得失電子守恒三個(gè)方面檢查方程式配平是否正確。
2、配平方法：
?、夙樑浞?先從氧化劑或還原劑開始配平)，適用于分子間的氧化還原反應(yīng)，生成物中既有氧化產(chǎn)物又有還原產(chǎn)物，所有元素參與的氧化還原反應(yīng)等;
如：鋁在空氣中燃燒、氯酸鉀與濃鹽酸的反應(yīng)等
②逆配法(先從氧化還原產(chǎn)物開始配平)，適用于自身氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)物中某一部分被氧化或被還原。
如：K2Cr2O7 HCl-KCl CrCl3 H2O Cl2、AgNO3-Ag NO2 O2、
Br2 Na2CO3-NaBr NaBrO3 CO2等。
3、幾類反應(yīng)的配平技巧：
?、偃表?xiàng)類：可能缺的項(xiàng)：一般為反應(yīng)介質(zhì)，通常是酸、堿或水，它們參與反應(yīng)，但其中元素的化合價(jià)不變;確定方法：先配出氧化還原系數(shù)，后根據(jù)離子電荷守恒和原子個(gè)數(shù)守恒確定。如：Fe(NO3)2 KOH Cl2-K2FeO4 KNO3 KCl
②多變類：有兩種以上元素的價(jià)態(tài)改變;存在一種物質(zhì)，其中兩種元素的價(jià)態(tài)均同時(shí)升高或降低。配平技巧：整體 零價(jià)法。
如：FeS2 O2-Fe2O3 SO2、P CuSO4 H2O-H3PO4 Cu3P H2SO4
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